Utilisation dans les réactions chimiques
Introduction
Découvrez comment la mole et la quantité de matière interviennent dans les réactions chimiques
La mole : unité de quantité de matière
La mole
La mole (symbole mol) est l'unité de quantité de matière dans le Système International.
Elle permet de compter des entités microscopiques (atomes, molécules, ions...) de manière macroscopique.
Le nombre 6,02 × 10²³ est appelé nombre d'Avogadro et est noté Nₐ.
Notion de quantité de matière
Quantité de matière
La quantité de matière, notée n, est le nombre de moles d'entités chimiques présentes dans un échantillon.
Son unité est la mole (mol).
Elle est liée au nombre d'entités N par la relation :
Où N est le nombre d'entités et Nₐ est le nombre d'Avogadro.
2 2 mol d'atomes d'oxygène contient 2 × 6,02 × 10²³ = 1,204 × 10²⁴ atomes
3 0,5 mol de glucose contient 0,5 × 6,02 × 10²³ = 3,01 × 10²³ molécules
Stœchiométrie des réactions chimiques
Stœchiométrie
La stœchiométrie est la science qui étudie les rapports quantitatifs entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique.
Elle repose sur la conservation de la matière : le nombre d'atomes de chaque élément est conservé avant et après la réaction.
Les coefficients stœchiométriques indiquent les proportions molaires entre les espèces chimiques.
2 Pour produire 1 mol de CO₂ et 2 mol de H₂O
3 Les rapports molaires sont donc : CH₄ : O₂ : CO₂ : H₂O = 1 : 2 : 1 : 2
Tableau d'avancement
Tableau d'avancement
Le tableau d'avancement permet de suivre l'évolution des quantités de matière des réactifs et des produits au cours d'une réaction chimique.
Il contient trois lignes : Etat initial, Etat intermédiaire, Etat final.
L'avancement de la réaction, noté x, exprimé en mol, indique la quantité de réactif limitant consommée.
| Espèce chimique | A | B | C |
|---|---|---|---|
| État initial | n₀(A) | n₀(B) | 0 |
| État intermédiaire | n₀(A) - x | n₀(B) - 2x | 3x |
| État final | n₀(A) - xf | n₀(B) - 2xf | 3xf |
Exemple complet de tableau d'avancement
Application pratique
On fait réagir 0,2 mol de dihydrogène H₂ avec 0,1 mol de dichlore Cl₂ selon la réaction :
Compléter le tableau d'avancement et déterminer l'état final du système.
| Espèce chimique | H₂ | Cl₂ | HCl |
|---|---|---|---|
| État initial | 0,2 mol | 0,1 mol | 0 mol |
| État intermédiaire | 0,2 - x | 0,1 - x | 2x |
| État final | 0,2 - xf | 0,1 - xf | 2xf |
Pour trouver xf, on cherche le réactif limitant :
H₂ : 0,2 - x ≥ 0 ⇒ x ≤ 0,2
Cl₂ : 0,1 - x ≥ 0 ⇒ x ≤ 0,1
Donc xf = 0,1 mol (Cl₂ est le réactif limitant)
Réactif limitant
Réactif limitant
Le réactif limitant est le réactif qui est complètement consommé en premier dans une réaction chimique.
Il détermine la quantité maximale de produits formés.
Les autres réactifs sont dits en excès.
2 Le réactif limitant est celui qui a le plus petit rapport
3 Ce rapport correspond à la valeur maximale de l'avancement xf
Rendement d'une réaction
Rendement
Le rendement d'une réaction chimique est le rapport entre la quantité de produit effectivement obtenue et la quantité de produit théoriquement attendue.
Le rendement est toujours inférieur ou égal à 100%.
Dans la réaction de formation de l'eau :
Si on obtient 0,8 mol d'eau alors que la théorie prévoyait 1,0 mol :
Calculs stœchiométriques
Calculs stœchiométriques
2 Identifier les données connues et inconnues
3 Déterminer le réactif limitant si nécessaire
4 Utiliser les rapports molaires pour calculer les quantités
5 Convertir si besoin en masses, volumes, etc.
Soit la réaction : Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
Si on fait réagir 13 g de zinc (M(Zn) = 65,4 g/mol), quelle masse de chlorure de zinc obtient-on ?
n(Zn) = 13 / 65,4 = 0,20 mol
D'après la stœchiométrie : 1 mol Zn → 1 mol ZnCl₂
Donc n(ZnCl₂) = 0,20 mol
M(ZnCl₂) = 65,4 + 2×35,5 = 136,4 g/mol
m(ZnCl₂) = 0,20 × 136,4 = 27,3 g
Relations entre quantité de matière et masse
Masse molaire
La masse molaire M d'une espèce chimique est la masse d'une mole de cette espèce.
Elle s'exprime en grammes par mole (g·mol⁻¹).
Pour un corps simple, la masse molaire est égale à la masse atomique indiquée dans le tableau périodique.
Pour un composé, la masse molaire est la somme des masses molaires des éléments qui le constituent.
Où n est la quantité de matière en mol, m est la masse en g et M est la masse molaire en g·mol⁻¹.
On en déduit : m = n × M et M = m / n
Relations entre quantité de matière et volume
Volume molaire
Le volume molaire Vm est le volume occupé par une mole de gaz dans des conditions données.
Dans les conditions normales de température et de pression (CNTP : 0°C et 1 atm), Vm = 22,4 L·mol⁻¹.
Dans les conditions standards (température ambiante et 1 atm), Vm ≈ 24 L·mol⁻¹.
Où n est la quantité de matière en mol, V est le volume en L et Vm est le volume molaire en L·mol⁻¹.
On en déduit : V = n × Vm et Vm = V / n
Exercice d'application 1
Problème complet
On fait réagir 0,1 mol de propane C₃H₈ avec 0,6 mol de dioxygène O₂ selon la réaction :
1. Déterminer le réactif limitant.
2. Compléter le tableau d'avancement.
3. Calculer les quantités de matière des produits formés.
Solution exercice 1
Correction détaillée
Pour C₃H₈ : 0,1 / 1 = 0,1
Pour O₂ : 0,6 / 5 = 0,12
Le plus petit rapport est 0,1, donc C₃H₈ est le réactif limitant.
xf = 0,1 mol
| Espèce chimique | C₃H₈ | O₂ | CO₂ | H₂O |
|---|---|---|---|---|
| État initial | 0,1 mol | 0,6 mol | 0 mol | 0 mol |
| État final | 0 mol | 0,1 mol | 0,3 mol | 0,4 mol |
Exercice d'application 2
Problème de synthèse
On réalise la combustion complète de 10 g de butane C₄H₁₀ (M = 58 g·mol⁻¹) dans le dioxygène.
1. Écrire l'équation bilan de la réaction.
2. Calculer la quantité de matière de butane.
3. Déterminer le volume de dioxygène nécessaire (Vm = 24 L·mol⁻¹).
4. Calculer les volumes de CO₂ et H₂O formés.
Solution exercice 2
Correction détaillée
n = m / M = 10 / 58 = 0,172 mol
D'après la stœchiométrie : 2 mol C₄H₁₀ réagissent avec 13 mol O₂
Donc 0,172 mol C₄H₁₀ réagissent avec (13/2) × 0,172 = 1,118 mol O₂
V(O₂) = n × Vm = 1,118 × 24 = 26,8 L
Relations concentration et quantité de matière
Concentration molaire
La concentration molaire C d'une espèce dissoute est la quantité de matière de cette espèce par litre de solution.
Elle s'exprime en mol·L⁻¹.
Où n est la quantité de matière en mol et V est le volume de la solution en L.
On en déduit : n = C × V et V = n / C
Cette relation est utile pour préparer des solutions de concentration donnée.
Elle permet aussi de déterminer les quantités de matière dans les réactions en solution.
Réactions acido-basiques
Acides et bases
Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H⁺.
Une base est une espèce chimique capable de capter un proton H⁺.
La réaction acido-basique est un transfert de proton de l'acide vers la base.
HCl cède un proton H⁺ à NH₃.
La stœchiométrie est de 1:1, donc 1 mol de HCl réagit avec 1 mol de NH₃.
Réactions d'oxydoréduction
Oxydation-réduction
Une oxydation est une perte d'électrons.
Une réduction est un gain d'électrons.
Une réaction d'oxydoréduction implique un transfert d'électrons entre deux couples redox.
Elle doit être équilibrée en termes de charges et d'éléments.
Zn est oxydé (perd des électrons) et Cu²⁺ est réduit (gagne des électrons).
La stœchiométrie est de 1:1, donc 1 mol de Zn réagit avec 1 mol de Cu²⁺.
Résumé
Points clés
- La mole est l'unité de quantité de matière (symbole mol)
- 1 mol = 6,02 × 10²³ entités (nombre d'Avogadro)
- La quantité de matière n = N/Nₐ ou n = m/M ou n = V/Vm
- Conservation des atomes dans les réactions chimiques
- Les coefficients indiquent les rapports molaires
- Permet de calculer les quantités de réactifs et de produits
- Permet de suivre l'évolution d'une réaction
- Identifie le réactif limitant
- Calcule les quantités finales de toutes les espèces
Conclusion
Félicitations !
Continuez à pratiquer pour renforcer vos compétences en chimie